TP N°3 TERMINALE S REACTION ENTRE L’EAU OXYGENEE ET LES IONS IODURE. SUIVI PAR UNE METHODE CHIMIQUE : LE DOSAGE. Matériel par poste eleve Verrerie : Burette graduée + agitation magnétique 4 bechers de 50 mL 1 bécher de 100 mL eprouvette graduée de 20 mL pipette graduée 4 mL+ aspiration agitateur en verre Solutions : Solution de thiosulfate de sodium de concentration C0 = 2,5.10-3 mol/L glace Empois d’amidon Eau distillée Acide sulfurique molaire solution d'iodure de potassium de concentration 0,10 mol/L divers : chronomètre Matériel poste prof Bidon de récupération des déchets iodés Papier millimétré (une feuille par élève) Gants et lunettes TP N°3 TERMINALE S REACTION ENTRE L’EAU OXYGENEE ET LES IONS IODURE. SUIVI PAR UNE METHODE CHIMIQUE : LE DOSAGE. 1. Objectif et principe. La réaction étudiée est celle de l'eau oxygénée avec les ions iodure, en milieu acide. Cette réaction est lente : I2 se forme progressivement. Pour étudier la vitesse de cette réaction, on mélangera les réactifs à un instant choisi comme origine des dates (instant t = 0) ; puis on effectuera des prélèvements du mélange réactionnel à des dates bien choisies. Dans chaque prélèvement, on dosera I2 par une solution de thiosulfate de sodium titrée. 2. Activité préparatoire. Couples redox : H2O2 (eau oxygénée) / H2O I2 (brun en solution aqueuse) / I- (incolore) S4O62- (ion tétrathionate) / S2O32- (ion thiosulfate) Etablir l'équation bilan de la réaction étudiée. Qu’observe-t-on au cours de la réaction ? Etablir l'équation bilan de la réaction de dosage. Faire un schéma du dispositif de dosage. On ajoute dans le bécher contenant la solution à doser de l’empois d'amidon : celui-ci prend une teinte bleue en présence de diiode. Comment repère-t-on l’équivalence ? Quel est l’intérêt de l’empois d’amidon ? Après avoir lu le protocole expérimental (paragraphe 3), répondre aux questions suivantes : Pourquoi verse-t-on le prélèvement dans de l'eau froide avant le dosage ? Trouver la relation entre n(I2), quantité de diiode dans le prélèvement, C0 et V0. En déduire la relation liant [I2], concentration en diiode du mélange réactionnel, C0, V0 et V. 3. Expérience. Procéder dans l'ordre suivant : Remplir la burette avec la solution de thiosulfate de sodium de concentration C0 = 2,5.10-3 mol/L Préparer 3 béchers numérotés contenant environ 20 mL d'eau glacée et quelques gouttes d'empois d'amidon pour les premiers prélèvements. Préparer le mélange réactionnel : dans un bécher de 100 mL, verser 16 mL d'eau distillée, 10 mL de solution d'acide sulfurique molaire et 20 mL de solution d'iodure de potassium de concentration 0,10 mol/L. A la date t = 0, verser, en déclenchant le chronomètre, 4,0 mL d'eau oxygénée de concentration 0,10 mol/L prélevés à la pipette graduée. AGITER à l'aide de l'agitateur en verre. Un peu avant les dates t données ci-dessous, AGITER et prélever V = 2,0 mL du mélange ; à la date t, verser le prélèvement dans le bécher préparé à l'avance. La solution devient bleue ; la doser par la solution de thiosulfate de sodium jusqu'à la décoloration de la solution. On note V 0 le volume de la solution de thiosulfate versé. Présenter les mesures dans un tableau. Dates t (min) 1 2 5 8 12 15 20 25 30 40 V0 (mL) 4. Questions. Tracer sur papier millimétré la courbe [I2] = f (t). Calculer la vitesse de formation du diiode aux instants t = 0 min et t = 8 min. Déterminer le temps de demi-réaction. TP N°3 TERMINALE S REACTION ENTRE L’EAU OXYGENEE ET LES IONS IODURE. SUIVI PAR UNE METHODE CHIMIQUE : LE DOSAGE. 1. Objectif et principe. La réaction étudiée est celle de l'eau oxygénée avec les ions iodure, en milieu acide. Cette réaction est lente : I2 se forme progressivement. Pour étudier la vitesse de cette réaction, on mélangera les réactifs à un instant choisi comme origine des dates (instant t = 0) ; puis on effectuera des prélèvements du mélange réactionnel à des dates bien choisies. Dans chaque prélèvement, on dosera I2 par une solution de thiosulfate de sodium titrée. 2. Activité préparatoire. Couples redox : H2O2 (eau oxygénée) / H2O I2 (brun en solution aqueuse) / I- (incolore) S4O62- (ion tétrathionate) / S2O32- (ion thiosulfate) Etablir l'équation bilan de la réaction étudiée. Qu’observe-t-on au cours de la réaction ? Etablir l'équation bilan de la réaction de dosage. Faire un schéma du dispositif de dosage. On ajoute dans le bécher contenant la solution à doser de l’empois d'amidon : celui-ci prend une teinte bleue en présence de diiode. Comment repère-t-on l’équivalence ? Quel est l’intérêt de l’empois d’amidon ? Après avoir lu le protocole expérimental (paragraphe 3), répondre aux questions suivantes : Pourquoi verse-t-on le prélèvement dans de l'eau froide avant le dosage ? Trouver la relation entre n(I2), quantité de diiode dans le prélèvement, C0 et V0. En déduire la relation liant [I2], concentration en diiode du mélange réactionnel, C0, V0 et V. 3. Expérience. Procéder dans l'ordre suivant : Remplir la burette avec la solution de thiosulfate de sodium de concentration C0 = 2,5.10-3 mol/L Préparer 3 béchers numérotés contenant environ 20 mL d'eau glacée et quelques gouttes d'empois d'amidon pour les premiers prélèvements. Préparer le mélange réactionnel : dans un bécher de 100 mL, verser 16 mL d'eau distillée, 10 mL de solution d'acide sulfurique molaire et 20 mL de solution d'iodure de potassium de concentration 0,10 mol/L. A la date t = 0, verser, en déclenchant le chronomètre, 4,0 mL d'eau oxygénée de concentration 0,10 mol/L prélevés à la pipette graduée. AGITER à l'aide de l'agitateur en verre. Un peu avant les dates t données ci-dessous, AGITER et prélever V = 2,0 mL du mélange ; à la date t, verser le prélèvement dans le bécher préparé à l'avance. La solution devient bleue ; la doser par la solution de thiosulfate de sodium jusqu'à la décoloration de la solution. On note V 0 le volume de la solution de thiosulfate versé. Présenter les mesures dans un tableau. Dates t (min) 1 2 5 8 12 15 20 25 30 40 V0 (mL) 4. Questions. Tracer sur papier millimétré la courbe [I2] = f (t). Calculer la vitesse de formation du diiode aux instants t = 0 min et t = 8 min. Déterminer le temps de demi-réaction.